Monóxido de carbono

Monóxido de carbono (fórmula química CO) es un gas incoloro, venenoso, inodoro, insípido e inflamable que es ligeramente menos denso que el aire. El monóxido de carbono consiste en un átomo de carbono y un átomo de oxígeno conectados por un enlace triple. Es la molécula más simple de la familia de los oxocarbonos. En los complejos de coordinación, el ligando de monóxido de carbono se llama carbonilo. Es un ingrediente clave en muchos procesos de la química industrial.

La fuente más común de monóxido de carbono es la combustión parcial de compuestos que contienen carbono, cuando no hay suficiente oxígeno o calor para producir dióxido de carbono. También existen numerosas fuentes ambientales y biológicas que generan y emiten una cantidad significativa de monóxido de carbono. Es importante en la producción de muchos compuestos, incluidos medicamentos, fragancias y combustibles. Al emitirse a la atmósfera, el monóxido de carbono afecta varios procesos que contribuyen al cambio climático.

El monóxido de carbono tiene funciones biológicas importantes en todos los reinos filogenéticos. Es producido por muchos organismos, incluidos los humanos. En la fisiología de los mamíferos, el monóxido de carbono es un ejemplo clásico de hormesis en el que las bajas concentraciones sirven como neurotransmisor endógeno (gasotransmisor) y las altas concentraciones son tóxicas y provocan el envenenamiento por monóxido de carbono. Es isoelectrónico con el anión cianuro CN⁻.

Historia

Prehistoria

Los humanos han mantenido una relación compleja con el monóxido de carbono desde que aprendieron a controlar el fuego alrededor del año 800 000 a. Los primeros humanos probablemente descubrieron la toxicidad del envenenamiento por monóxido de carbono al introducir fuego en sus viviendas. El desarrollo temprano de la metalurgia y las tecnologías de fundición que surgieron alrededor del 6000 a. C. hasta la Edad del Bronce también asoló a la humanidad por la exposición al monóxido de carbono. Aparte de la toxicidad del monóxido de carbono, los nativos americanos pueden haber experimentado las propiedades neuroactivas del monóxido de carbono a través de rituales chamanísticos junto al fuego.

Historia antigua

Las primeras civilizaciones desarrollaron cuentos mitológicos para explicar el origen del fuego, como Prometeo de la mitología griega que compartió el fuego con los humanos. Aristóteles (384–322 a. C.) registró por primera vez que las brasas ardientes producían humos tóxicos. El médico griego Galeno (129-199 d. C.) especuló que hubo un cambio en la composición del aire que causó daño al inhalarlo, y muchos otros de la época desarrollaron una base de conocimiento sobre el monóxido de carbono en el contexto de la toxicidad de los humos de carbón. Cleopatra pudo haber muerto por envenenamiento con monóxido de carbono.

Revolución preindustrial

Georg Ernst Stahl mencionó carbonarii halitus en 1697 en referencia a los vapores tóxicos que se cree que son monóxido de carbono. Friedrich Hoffmann realizó la primera investigación científica moderna sobre el envenenamiento por monóxido de carbono del carbón en 1716. Herman Boerhaave realizó los primeros experimentos científicos sobre el efecto del monóxido de carbono (vapor de carbón) en animales en la década de 1730.

Se considera que Joseph Priestley sintetizó monóxido de carbono por primera vez en 1772. Carl Wilhelm Scheele aisló de manera similar el monóxido de carbono del carbón en 1773 y pensó que podría ser la entidad carbónica que hace que los humos sean tóxicos. Torbern Bergman aisló el monóxido de carbono del ácido oxálico en 1775. Posteriormente, en 1776, el químico francés de Lassone [fr] produjo CO al calentar óxido de zinc con coque, pero concluyó erróneamente que el producto gaseoso era hidrógeno, ya que ardía con una llama azul. En presencia de oxígeno, incluidas las concentraciones atmosféricas, el monóxido de carbono arde con una llama azul y produce dióxido de carbono. Antoine Lavoisier realizó experimentos no concluyentes similares a los de Lassone en 1777. William Cruickshank identificó el gas como un compuesto que contenía carbono y oxígeno en 1800.

Thomas Beddoes y James Watt descubrieron que el monóxido de carbono (como hidrocarburo) aclaraba la sangre venosa en 1793. Watt sugirió que los vapores de carbón podrían actuar como un antídoto contra el oxígeno en la sangre, y Beddoes y Watt también sugirieron que el hidrocarburo tiene una mayor afinidad por los gases animales. fibra que el oxígeno en 1796. En 1854, Adrien Chenot sugirió de manera similar el monóxido de carbono para eliminar el oxígeno de la sangre y luego ser oxidado por el cuerpo a dióxido de carbono. El mecanismo del envenenamiento por monóxido de carbono se atribuye ampliamente a Claude Bernard, cuyas memorias, que comenzaron en 1846 y se publicaron en 1857, decían "evita que la sangre arterial se vuelva venosa". Felix Hoppe-Seyler publicó de forma independiente conclusiones similares al año siguiente.

Advenimiento de la química industrial

El monóxido de carbono ganó reconocimiento como un reactivo invaluable en la década de 1900. Tres procesos industriales ilustran su evolución en la industria. En el proceso Fischer-Tropsch, el carbón y las materias primas ricas en carbono relacionadas se convierten en combustibles líquidos a través de la intermediación del CO2. Originalmente desarrollada como parte del esfuerzo de guerra alemán para compensar su falta de petróleo doméstico, esta tecnología continúa en la actualidad. También en Alemania, se descubrió que una mezcla de CO e hidrógeno se combinaba con olefinas para dar aldehídos. Este proceso, llamado hidroformilación, se usa para producir muchas sustancias químicas a gran escala, como los tensioactivos y compuestos especiales que son fragancias y medicamentos populares. Por ejemplo, el CO se usa en la producción de vitamina A. En un tercer proceso importante, atribuido a investigadores de Monsanto, el CO se combina con metanol para dar ácido acético. La mayor parte del ácido acético se produce mediante el proceso Cativa. La hidroformilación y la síntesis de ácido acético son dos de los innumerables procesos de carbonilación.

Propiedades físicas y químicas

El monóxido de carbono es el oxocarbono más simple y es isoelectrónico con otras especies diatómicas de triple enlace que poseen 10 electrones de valencia, incluidos el anión cianuro, el catión nitrosonio, el monofluoruro de boro y el nitrógeno molecular. Tiene una masa molar de 28,0, lo que, según la ley de los gases ideales, lo hace ligeramente menos denso que el aire, cuya masa molar media es 28,8.

El carbono y el oxígeno están conectados por un enlace triple que consta de dos enlaces pi netos y un enlace sigma. La longitud del enlace entre el átomo de carbono y el átomo de oxígeno es de 112,8 pm. Esta longitud de enlace es consistente con un enlace triple, como en el nitrógeno molecular (N₂), que tiene una longitud de enlace similar (109,76 pm) y casi la misma masa molecular. Los dobles enlaces carbono-oxígeno son significativamente más largos, 120,8 pm en formaldehído, por ejemplo. El punto de ebullición (82 K) y el punto de fusión (68 K) son muy similares a los del N₂ (77 K y 63 K, respectivamente). La energía de disociación del enlace de 1072 kJ/mol es más fuerte que la del N₂ (942 kJ/mol) y representa el enlace químico más fuerte conocido.

El estado electrónico fundamental del monóxido de carbono es un estado singlete ya que no hay electrones desapareados.

Tabla de propiedades térmicas y físicas del monóxido de carbono (CO) a presión atmosférica:

Enlace y momento dipolar

El carbono y el oxígeno juntos tienen un total de 10 electrones en la capa de valencia. Siguiendo la regla del octeto tanto para el carbono como para el oxígeno, los dos átomos forman un triple enlace, con seis electrones compartidos en tres orbitales moleculares de enlace, en lugar del doble enlace habitual que se encuentra en los compuestos carbonílicos orgánicos. Dado que cuatro de los electrones compartidos provienen del átomo de oxígeno y solo dos del carbono, un orbital de enlace está ocupado por dos electrones del oxígeno, formando un enlace dativo o dipolar. Esto provoca una polarización C←O de la molécula, con una pequeña carga negativa en el carbono y una pequeña carga positiva en el oxígeno. Los otros dos orbitales de enlace están ocupados cada uno por un electrón del carbono y uno del oxígeno, formando enlaces covalentes (polares) con una polarización inversa C→O ya que el oxígeno es más electronegativo que el carbono. En la molécula de monóxido de carbono libre, una carga negativa neta δ^– permanece en el extremo del carbono y la molécula tiene un pequeño momento dipolar de 0,122 D.

Por lo tanto, la molécula es asimétrica: el oxígeno tiene más densidad de electrones que el carbono y también tiene una carga ligeramente positiva en comparación con la negativa del carbono. Por el contrario, la molécula isoelectrónica de dinitrógeno no tiene momento dipolar.

La forma de resonancia más importante del monóxido de carbono es ^–CTORO⁺. Un importante contribuyente de resonancia menor es la estructura carbónica no orgánica:C=O.

El monóxido de carbono tiene un orden de enlace fraccional calculado de 2,6, lo que indica que el "tercero" la fianza es importante pero constituye algo menos que una fianza completa. Por lo tanto, en términos de enlaces de valencia, ^–C≡O⁺ es la estructura más importante, mientras que: C=O no es un octeto, pero tiene una carga formal neutra en cada átomo y representa el segundo contribuyente de resonancia más importante. Debido al par solitario y la divalencia del carbono en esta estructura de resonancia, el monóxido de carbono a menudo se considera un carbeno extraordinariamente estabilizado. Los isocianuros son compuestos en los que el O se reemplaza por un grupo NR (R = alquilo o arilo) y tienen un esquema de enlace similar.

Si el monóxido de carbono actúa como ligando, la polaridad del dipolo puede invertirse con una carga neta negativa en el extremo del oxígeno, según la estructura del complejo de coordinación. Consulte también la sección "Química de coordinación" a continuación.

Polaridad de enlace y estado de oxidación

Estudios teóricos y experimentales muestran que, a pesar de la mayor electronegatividad del oxígeno, el momento dipolar apunta desde el extremo de carbono más negativo hacia el extremo de oxígeno más positivo. Los tres enlaces son, de hecho, enlaces covalentes polares que están fuertemente polarizados. La polarización calculada hacia el átomo de oxígeno es del 71 % para el enlace σ y del 77 % para ambos enlaces π.

El estado de oxidación del carbono en el monóxido de carbono es +2 en cada una de estas estructuras. Se calcula contando todos los electrones de enlace como pertenecientes al oxígeno más electronegativo. Solo los dos electrones no enlazantes del carbono se asignan al carbono. En este conteo, el carbono tiene solo dos electrones de valencia en la molécula en comparación con cuatro en el átomo libre.

Ocurrencia

El monóxido de carbono se encuentra en diversos entornos naturales y artificiales. La degradación fotoquímica de la materia vegetal, por ejemplo, genera un estimado de 60 mil millones de kilogramos/año. Las concentraciones típicas en partes por millón son las siguientes:

Presencia atmosférica

Concentraciones de monóxido de carbono en la primavera del hemisferio norte medida con el instrumento MOPITT

El monóxido de carbono (CO) está presente en pequeñas cantidades (alrededor de 80 ppb) en la atmósfera terrestre. La mayor parte del resto proviene de reacciones químicas con compuestos orgánicos emitidos por actividades humanas y de origen natural debido a reacciones fotoquímicas en la troposfera que generan unos 5 × 10¹² kilogramos al año. Otras fuentes naturales de CO incluyen volcanes, bosques e incendios forestales, y otras formas misceláneas de combustión, como los combustibles fósiles. También se emiten pequeñas cantidades del océano y de la actividad geológica porque el monóxido de carbono se encuentra disuelto en roca volcánica fundida a altas presiones en el manto terrestre. Debido a que las fuentes naturales de monóxido de carbono varían de un año a otro, es difícil medir con precisión las emisiones naturales del gas.

El monóxido de carbono tiene un efecto indirecto sobre el forzamiento radiativo al elevar las concentraciones de gases de efecto invernadero directos, incluidos el metano y el ozono troposférico. El CO puede reaccionar químicamente con otros componentes atmosféricos (principalmente el radical hidroxilo, ^•OH) que de otro modo destruiría el metano. A través de procesos naturales en la atmósfera, se oxida a dióxido de carbono y ozono. El monóxido de carbono tiene una vida corta en la atmósfera (con una vida útil promedio de aproximadamente uno o dos meses) y su concentración es espacialmente variable.

Debido a su larga vida en la troposfera media, el monóxido de carbono también se utiliza como marcador de columnas de contaminantes.

Contaminación

Contaminación urbana

El monóxido de carbono es un contaminante atmosférico temporal en algunas áreas urbanas, principalmente del escape de los motores de combustión interna (incluidos vehículos, generadores portátiles y de respaldo, cortadoras de césped, hidrolavadoras, etc.), pero también de la combustión incompleta de varios otros combustibles (incluyendo madera, carbón, carbón vegetal, petróleo, parafina, propano, gas natural y basura).

Se pueden observar grandes eventos de contaminación por CO desde el espacio sobre las ciudades.

Papel en la formación de ozono troposférico

El monóxido de carbono es, junto con los aldehídos, parte de la serie de ciclos de reacciones químicas que forman el smog fotoquímico. Reacciona con el radical hidroxilo (^•OH) para producir un radical intermedio ^•HOCO, que transfiere rápidamente su hidrógeno radical a O₂ para formar peroxi radical (HO₂^•) y dióxido de carbono (CO₂). El radical peroxi reacciona posteriormente con el óxido de nitrógeno (NO) para formar dióxido de nitrógeno (NO₂) y el radical hidroxilo. NO₂ da O(³P) a través de la fotólisis, formando así O₃ después de la reacción con O₂. Dado que el radical hidroxilo se forma durante la formación de NO₂, el balance de la secuencia de reacciones químicas que comienzan con el monóxido de carbono y conducen a la formación de ozono es:

CO + 2O₂ + hν → CO₂ + O₃

(donde hν se refiere al fotón de luz absorbido por la molécula NO₂ en la secuencia)

Aunque la creación de NO₂ es el paso crítico que conduce a la formación de ozono de bajo nivel, también aumenta este ozono de otra manera, algo mutuamente excluyente, al reducir la cantidad de NO disponible para reaccionar con el ozono.

Contaminación interior

En ambientes cerrados, la concentración de monóxido de carbono puede elevarse a niveles letales. En promedio, 170 personas en los Estados Unidos mueren cada año a causa del monóxido de carbono producido por productos de consumo no automotrices. Estos productos incluyen aparatos que queman combustible que funcionan mal, como hornos, cocinas, calentadores de agua y calentadores de habitación a gas y queroseno; equipos impulsados por motores, como generadores portátiles (y automóviles que se dejan funcionando en garajes adjuntos); chimeneas; y carbón que se quema en casas y otras áreas cerradas. Se han producido muchas muertes durante los cortes de energía debido al clima severo, como el huracán Katrina y la crisis de energía de Texas de 2021.

Minería

Los mineros se refieren al monóxido de carbono como "whitedamp" o el "asesino silencioso". Se puede encontrar en áreas confinadas con poca ventilación tanto en minas a cielo abierto como en minas subterráneas. Las fuentes más comunes de monóxido de carbono en las operaciones mineras son el motor de combustión interna y los explosivos; sin embargo, en las minas de carbón también se puede encontrar monóxido de carbono debido a la oxidación del carbón a baja temperatura. El modismo "Canario en la mina de carbón" se refería a una alerta temprana de la presencia de monóxido de carbono.

Astronomía

Más allá de la Tierra, el monóxido de carbono es la segunda molécula diatómica más común en el medio interestelar, después del hidrógeno molecular. Debido a su asimetría, esta molécula polar produce líneas espectrales mucho más brillantes que la molécula de hidrógeno, lo que hace que el CO sea mucho más fácil de detectar. El CO interestelar se detectó por primera vez con radiotelescopios en 1970. Ahora es el trazador de gas molecular más utilizado en general en el medio interestelar de las galaxias, ya que el hidrógeno molecular solo se puede detectar con luz ultravioleta, lo que requiere telescopios espaciales. Las observaciones de monóxido de carbono proporcionan gran parte de la información sobre las nubes moleculares en las que se forman la mayoría de las estrellas.

Beta Pictoris, la segunda estrella más brillante de la constelación de Pictor, muestra un exceso de emisión infrarroja en comparación con las estrellas normales de su tipo, que es causado por grandes cantidades de polvo y gas (incluido el monóxido de carbono) cerca de la estrella.

En la atmósfera de Venus, el monóxido de carbono se produce como resultado de la fotodisociación del dióxido de carbono por la radiación electromagnética de longitudes de onda inferiores a 169 nm. También se ha identificado espectroscópicamente en la superficie de la luna de Neptuno, Tritón.

El monóxido de carbono sólido es un componente de los cometas. El volátil o "hielo" El componente del cometa Halley es aproximadamente un 15 % de CO. A temperatura ambiente y a presión atmosférica, el monóxido de carbono en realidad solo es metaestable (consulte la reacción de Boudouard) y lo mismo ocurre a bajas temperaturas, donde el CO y CO
₂ son sólidos, pero sin embargo pueden existir durante miles de millones de años en los cometas. Hay muy poco CO en la atmósfera de Plutón, que parece haberse formado a partir de cometas. Esto puede deberse a que hay (o había) agua líquida dentro de Plutón.

El monóxido de carbono puede reaccionar con el agua para formar dióxido de carbono e hidrógeno:

CO + H₂O → H
₂ + CO
₂

Esto se denomina reacción de cambio de agua-gas cuando ocurre en la fase gaseosa, pero también puede ocurrir (muy lentamente) en una solución acuosa. Si la presión parcial de hidrógeno es lo suficientemente alta (por ejemplo, en un mar subterráneo), se formará ácido fórmico:

CO + H₂O → HCOOH

Estas reacciones pueden tener lugar en unos pocos millones de años, incluso a temperaturas como las que se encuentran en Plutón.

Química

El monóxido de carbono tiene una amplia gama de funciones en todas las disciplinas de la química. Las cuatro categorías principales de reactividad involucran catálisis de metal-carbonilo, química de radicales, química de cationes y aniones.

Química de coordinación

Sistema de nivel energético de las órbitas σ y π del monóxido de carbono

El HOMO de CO es un σ MO.

El LUMO de CO es un π* antibonding MO.

La mayoría de los metales forman complejos de coordinación que contienen monóxido de carbono unido covalentemente. Solo los metales en estados de oxidación más bajos formarán complejos con ligandos de monóxido de carbono. Esto se debe a que debe haber suficiente densidad de electrones para facilitar la retrodonación desde el orbital d_xz del metal, al orbital molecular π* del CO. El par solitario en el átomo de carbono en el CO también dona electrones densidad a la d_x²−y² en el metal para formar un enlace sigma. Esta donación de electrones también se exhibe con el efecto cis, o la labilización de ligandos CO en la posición cis. El carbonilo de níquel, por ejemplo, se forma por la combinación directa de monóxido de carbono y níquel metálico:

Ni + 4 CO → Ni(CO)₄ (1 bar, 55 °C)

Por esta razón, el níquel de cualquier tubería o pieza no debe entrar en contacto prolongado con el monóxido de carbono. El carbonilo de níquel se descompone rápidamente en Ni y CO al entrar en contacto con superficies calientes, y este método se utiliza para la purificación industrial de níquel en el proceso Mond.

En el carbonilo de níquel y otros carbonilos, el par de electrones del carbono interactúa con el metal; el monóxido de carbono dona el par de electrones al metal. En estas situaciones, el monóxido de carbono se denomina ligando carbonilo. Uno de los carbonilos metálicos más importantes es el pentacarbonilo de hierro, Fe(CO)₅:

Muchos complejos metal-CO se preparan por descarbonilación de solventes orgánicos, no a partir de CO. Por ejemplo, el tricloruro de iridio y la trifenilfosfina reaccionan en 2-metoxietanol o DMF hirviendo para producir IrCl(CO)(PPh3)2.

Los carbonilos metálicos en química de coordinación generalmente se estudian mediante espectroscopia infrarroja.

Química orgánica y de grupo principal

En presencia de ácidos fuertes y agua, el monóxido de carbono reacciona con los alquenos para formar ácidos carboxílicos en un proceso conocido como reacción de Koch-Haaf. En la reacción de Gattermann-Koch, los arenos se convierten en derivados de benzaldehído en presencia de AlCl3 y HCl. Los compuestos de organolitio (p. ej., butil litio) reaccionan con el monóxido de carbono, pero estas reacciones tienen poca utilidad científica.

Aunque el CO reacciona con carbocationes y carbaniones, es relativamente poco reactivo con los compuestos orgánicos sin la intervención de catalizadores metálicos.

Con los reactivos del grupo principal, el CO sufre varias reacciones notables. La cloración de CO es la ruta industrial hacia el importante compuesto fosgeno. Con el borano, el CO forma el aducto H3BCO, que es isoelectrónico con el catión acetilio [H₃CCO]⁺. El CO reacciona con el sodio para dar productos resultantes del acoplamiento C-C, como el acetilendiolato de sodio 2Na⁺
·C
₂O²⁻
₂. Reacciona con potasio fundido para dar una mezcla de un compuesto organometálico, acetilendiolato de potasio 2K⁺
·C
₂O²⁻
₂, bencenohexolato de potasio 6K⁺
C
₆O⁶⁻
₆, y rodizonato de potasio 2K⁺
·C
₆O²⁻
₆.

Los compuestos ciclohexanohexona o triquinoil (C₆O₆) y ciclopentanepentona o ácido leucónico (C₅O₅), que hasta ahora se han obtenido solo en cantidades mínimas, pueden considerarse como polímeros de monóxido de carbono. A presiones superiores a 5 GPa, el monóxido de carbono se convierte en policarbonilo, un polímero sólido metaestable a la presión atmosférica pero explosivo.

Preparación de laboratorio

El monóxido de carbono se produce convenientemente en el laboratorio mediante la deshidratación de ácido fórmico o ácido oxálico, por ejemplo, con ácido sulfúrico concentrado. Otro método es calentar una mezcla íntima de zinc metálico en polvo y carbonato de calcio, que libera CO y deja óxido de zinc y óxido de calcio:

Zn + CaCO₃ → ZnO + CaO + CO

El nitrato de plata y el yodoformo también producen monóxido de carbono:

CHI₃ + 3AgNO₃ + H₂O → 3HNO₃ + CO + 3AgI

Finalmente, las sales de oxalato metálico liberan CO al calentarse, dejando un carbonato como subproducto:

Na
₂C
₂O
₄ → Na
₂CO
₃ + CO

Producción

La combustión térmica es la fuente más común de monóxido de carbono. El monóxido de carbono se produce a partir de la oxidación parcial de compuestos que contienen carbono; se forma cuando no hay suficiente oxígeno para producir dióxido de carbono (CO₂), como cuando se opera una estufa o un motor de combustión interna en un espacio cerrado. Por ejemplo, durante la Segunda Guerra Mundial, se usó una mezcla de gases que incluía monóxido de carbono para mantener en funcionamiento los vehículos motorizados en partes del mundo donde la gasolina y el diésel eran escasos. Se instalaron generadores de carbón o gas de madera externos (con algunas excepciones), y la mezcla de nitrógeno atmosférico, hidrógeno, monóxido de carbono y pequeñas cantidades de otros gases producidos por la gasificación se condujo a un mezclador de gas. La mezcla de gases producida por este proceso se conoce como gas de madera.

Se forma una gran cantidad de subproductos de CO durante los procesos oxidativos para la producción de productos químicos. Por esta razón, los gases de escape del proceso deben purificarse. Por otro lado, se realizan considerables esfuerzos de investigación para optimizar las condiciones del proceso, desarrollar catalizadores con selectividad mejorada y comprender las vías de reacción que conducen al producto objetivo y los productos secundarios.

Se han desarrollado muchos métodos para la producción de monóxido de carbono.

Producción industrial

Una fuente industrial importante de CO es el gas pobre, una mezcla que contiene principalmente monóxido de carbono y nitrógeno, formada por la combustión de carbono en el aire a alta temperatura cuando hay un exceso de carbono. En un horno, el aire pasa a través de un lecho de coque. El CO₂ producido inicialmente se equilibra con el carbón caliente restante para dar CO. La reacción del CO₂ con carbón para dar CO se describe como la reacción de Boudouard. Por encima de 800 °C, el CO es el producto predominante:

CO₂ g) + C (s) → 2 CO (g) (ΔH_r = 170 kJ/mol)

Otra fuente es el "gas de agua", una mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono producida a través de la reacción endotérmica del vapor y el carbono:

H₂O (g) + C (s) → H₂ g) + CO g) (ΔH_r = 131 kJ/mol)

Otros "gases de síntesis" similares puede obtenerse del gas natural y otros combustibles.

El monóxido de carbono también se puede producir mediante electrólisis de dióxido de carbono a alta temperatura con celdas electrolizadoras de óxido sólido. Un método desarrollado en DTU Energy utiliza un catalizador de óxido de cerio y no tiene problemas de ensuciamiento del catalizador.

2 CO₂ → 2 CO + O₂

El monóxido de carbono también es un subproducto de la reducción de minerales de óxido metálico con carbono, que se muestra de forma simplificada a continuación:

MO + C → M + CO

El monóxido de carbono también se produce por la oxidación directa del carbono en un suministro limitado de oxígeno o aire.

2 C + O₂ → 2 CO

Dado que el CO es un gas, el proceso de reducción puede ser impulsado por calentamiento, aprovechando la entropía positiva (favorable) de la reacción. El diagrama de Ellingham muestra que la formación de CO es más favorable que la de CO₂ a altas temperaturas.

Usar

Industria química

El monóxido de carbono es un gas industrial que tiene muchas aplicaciones en la fabricación de productos químicos a granel. Se producen grandes cantidades de aldehídos por la reacción de hidroformilación de alquenos, monóxido de carbono y H₂. La hidroformilación se combina con el proceso de olefinas superiores de Shell para dar precursores a los detergentes.

El fosgeno, útil para preparar isocianatos, policarbonatos y poliuretanos, se produce al pasar monóxido de carbono purificado y cloro gaseoso a través de un lecho de carbón activado poroso, que sirve como catalizador. La producción mundial de este compuesto se estimó en 2,74 millones de toneladas en 1989.

CO + Cl₂ → COCl₂

El metanol se produce por hidrogenación del monóxido de carbono. En una reacción relacionada, la hidrogenación del monóxido de carbono está acoplada a la formación de enlaces C-C, como en el proceso Fischer-Tropsch donde el monóxido de carbono se hidrogena a combustibles de hidrocarburos líquidos. Esta tecnología permite convertir el carbón o la biomasa en diésel.

En el proceso Cativa, el monóxido de carbono y el metanol reaccionan en presencia de un catalizador de iridio homogéneo y ácido yodhídrico para dar ácido acético. Este proceso es responsable de la mayor parte de la producción industrial de ácido acético.

Metalurgia

El monóxido de carbono es un fuerte agente reductor y se ha utilizado en pirometalurgia para reducir los metales de los minerales desde la antigüedad. El monóxido de carbono elimina el oxígeno de los óxidos metálicos, reduciéndolos a metal puro a altas temperaturas, formando dióxido de carbono en el proceso. El monóxido de carbono generalmente no se suministra tal cual, en fase gaseosa, en el reactor, sino que se forma a alta temperatura en presencia de mineral que transporta oxígeno, o un agente carbonífero como el coque, y alta temperatura. El proceso de alto horno es un ejemplo típico de un proceso de reducción de metal del mineral con monóxido de carbono.

Del mismo modo, el gas de alto horno recolectado en la parte superior del alto horno todavía contiene entre un 10 % y un 30 % de monóxido de carbono y se usa como combustible en estufas Cowper y en hornos Siemens-Martin en la fabricación de acero de hogar abierto.

Láseres

El monóxido de carbono también se ha utilizado como medio láser en láseres infrarrojos de alta potencia.

Uso propuesto como combustible en Marte

Se ha propuesto el uso de monóxido de carbono como combustible en Marte. Se han sugerido motores de monóxido de carbono/oxígeno para el uso temprano en el transporte de superficie, ya que tanto el monóxido de carbono como el oxígeno se pueden producir directamente a partir de la atmósfera de dióxido de carbono de Marte mediante electrólisis de zirconio, sin utilizar ningún recurso hídrico marciano para obtener hidrógeno, que sería necesario para fabricar metano o cualquier combustible a base de hidrógeno.

Propiedades biológicas y fisiológicas

Fisiología

El monóxido de carbono es una molécula bioactiva que actúa como molécula señalizadora gaseosa. Es producido naturalmente por muchas vías enzimáticas y no enzimáticas, la mejor conocida de las cuales es la acción catabólica de la hemooxigenasa sobre el hemo derivado de hemoproteínas como la hemoglobina. Tras el primer informe de que el monóxido de carbono es un neurotransmisor normal en 1993, el monóxido de carbono ha recibido una atención clínica importante como regulador biológico.

Debido al papel del monóxido de carbono en el cuerpo, las anomalías en su metabolismo se han relacionado con una variedad de enfermedades, incluidas las neurodegeneraciones, la hipertensión, la insuficiencia cardíaca y la inflamación patológica. En muchos tejidos, el monóxido de carbono actúa como antiinflamatorio, vasodilatador y estimulador del crecimiento neovascular. En estudios con modelos animales, el monóxido de carbono redujo la gravedad de la sepsis bacteriana inducida experimentalmente, la pancreatitis, la lesión por isquemia/reperfusión hepática, la colitis, la osteoartritis, la lesión pulmonar, el rechazo del trasplante de pulmón y el dolor neuropático, al mismo tiempo que favorecía la cicatrización de heridas en la piel. Por lo tanto, existe un interés significativo en el potencial terapéutico del monóxido de carbono como agente farmacéutico y estándar de atención clínica.

Medicina

Se han realizado estudios con monóxido de carbono en muchos laboratorios de todo el mundo por sus propiedades antiinflamatorias y citoprotectoras. Estas propiedades tienen el potencial de usarse para prevenir el desarrollo de una serie de condiciones patológicas que incluyen lesión por reperfusión de isquemia, rechazo de trasplantes, aterosclerosis, sepsis grave, paludismo grave o autoinmunidad. Muchas iniciativas de administración de medicamentos farmacéuticos han desarrollado métodos para administrar monóxido de carbono de manera segura, y los ensayos clínicos controlados posteriores han evaluado el efecto terapéutico del monóxido de carbono.

Microbiología

La microbiota también puede utilizar monóxido de carbono como gasotransmisor. La detección de monóxido de carbono es una vía de señalización facilitada por proteínas como CooA. Aún se desconoce el alcance de las funciones biológicas de la detección de monóxido de carbono.

El microbioma humano produce, consume y responde al monóxido de carbono. Por ejemplo, en ciertas bacterias, el monóxido de carbono se produce a través de la reducción de dióxido de carbono por la enzima monóxido de carbono deshidrogenasa con bioenergética favorable para impulsar las operaciones celulares aguas abajo. En otro ejemplo, el monóxido de carbono es un nutriente para las arqueas metanogénicas que lo reducen a metano usando hidrógeno.

El monóxido de carbono tiene ciertas propiedades antimicrobianas que se han estudiado para tratar enfermedades infecciosas.

Ciencia de los alimentos

El monóxido de carbono se usa en los sistemas de envasado en atmósfera modificada en los EE. UU., principalmente con productos cárnicos frescos, como carne de res, cerdo y pescado, para mantener su aspecto fresco. El beneficio es doble: el monóxido de carbono protege contra el deterioro microbiano y realza el color de la carne para atraer al consumidor. El monóxido de carbono se combina con la mioglobina para formar carboximioglobina, un pigmento rojo cereza brillante. La carboximioglobina es más estable que la forma oxigenada de la mioglobina, la oximioglobina, que puede oxidarse al pigmento marrón metmioglobina. Este color rojo estable puede persistir mucho más tiempo que en la carne envasada normalmente. Los niveles típicos de monóxido de carbono utilizados en las instalaciones que utilizan este proceso están entre 0,4% y 0,5%.

La tecnología se dio por primera vez "generalmente reconocida como segura" (GRAS) por la Administración de Drogas y Alimentos de los EE. UU. (FDA) en 2002 para su uso como un sistema de empaque secundario y no requiere etiquetado. En 2004, la FDA aprobó el CO como método de empaque primario, declarando que el CO no enmascara el olor a descomposición. Actualmente, el proceso no está autorizado en muchos otros países, incluidos Japón, Singapur y la Unión Europea.

Toxicidad

La intoxicación por monóxido de carbono es el tipo más común de intoxicación mortal por aire en muchos países. Los Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades estiman que varios miles de personas acuden a las salas de emergencia de los hospitales cada año para recibir tratamiento por envenenamiento por monóxido de carbono. Según el Departamento de Salud de Florida, "cada año, más de 500 estadounidenses mueren a causa de la exposición accidental al monóxido de carbono y miles más en los EE. UU. requieren atención médica de emergencia por envenenamiento por monóxido de carbono no fatal." La Asociación Estadounidense de Centros de Control de Intoxicaciones (AAPCC) informó 15,769 casos de envenenamiento por monóxido de carbono que resultaron en 39 muertes en 2007. En 2005, la CPSC informó 94 muertes por envenenamiento por monóxido de carbono relacionado con generadores.

El monóxido de carbono es incoloro, inodoro e insípido. Como tal, es relativamente indetectable. Se combina fácilmente con la hemoglobina para producir carboxihemoglobina que potencialmente afecta el intercambio de gases; por lo tanto, la exposición puede ser altamente tóxica. Concentraciones tan bajas como 667 ppm pueden hacer que hasta el 50 % de la hemoglobina del cuerpo se convierta en carboxihemoglobina. Un nivel de 50% de carboxihemoglobina puede provocar convulsiones, coma y muerte. En los Estados Unidos, la OSHA limita los niveles de exposición a largo plazo en el lugar de trabajo por encima de 50 ppm.

Además de afectar el suministro de oxígeno, el monóxido de carbono también se une a otras hemoproteínas como la mioglobina y la citocromo oxidasa mitocondrial, objetivos celulares metálicos y no metálicos para afectar muchas operaciones celulares.

Armanización

En la historia antigua, Aníbal ejecutó a los prisioneros romanos con vapores de carbón durante la Segunda Guerra Púnica.

El monóxido de carbono se usó para el genocidio durante el Holocausto en algunos campos de exterminio, el más notable en las camionetas de gas en Chełmno, y en la Acción T4 "eutanasia#34; programa.